Топ питань
Часова шкала
Чат
Перспективи
Перманганат калію
З Вікіпедії, вільної енциклопедії
Remove ads
Пермангана́т ка́лію — неорганічна сполука з формулою , що складається з іонів калію () та перманганату ().
![{\displaystyle {\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/758b4ef2dc8b061cd8980cbc2f83eb66430f5078)
![{\displaystyle {\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{-}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7207eeece95e73a8c3220086898ac91240b4c3d5)
У розчині перманганат-іони мають яскраво-фіолетовий колір, а тверда речовина має вигляд пурпурово-чорних кристалів.
Сполука має сильні властивості окисника, а ступінь окиснення мангану в перманганаті дорівнює +7.
В Україні перманганат калію внесено до переліку прекурсорів[3], що обмежує його продаж в аптеках.
Remove ads
Фізичні властивості
Зовнішній вигляд: темно-фіолетові кристали з металевим блиском. Показник заломлення σ 1,59 (при 20 °C). Розчиняється у воді (див. таблицю), рідкому аміаку, ацетоні (2:100), метанолі, піридині.
| Температура, °C | 10 | 20 | 25 | 30 | 40 | 50 | 65 |
| Розчинність, г/100 г води | 4,22 | 6,36 | 7,63 | 9 | 12,5 | 16,8 | 25 |
| Стандартна ентальпія утворення ΔH | −813,4 кДж/моль |
| Стандартна енергія Гіббза G | −713,8 кДж/моль |
| Стандартна молярна ентропія S | 171,71 Дж/моль·K |
| Теплоємність Cp | 119,2 Дж/моль·K |
Remove ads
Отримання
Узагальнити
Перспектива
Хімічна або електрохімічне окислення сполук марганцю, диспропорціонування калію. Наприклад:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}3\,\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}8\,\mathrm {KOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}6\,\mathrm {KCl} {}+{}4\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a7de9ee5a47616054c1157c54d073722c07673a5)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {Cl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {KCl} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/51db2c67a8a2f0d11e1e9ba69461baf1f7f038b1)
![{\displaystyle {3\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}4\,\mathrm {KOH} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2954d86c6098408a4a676f78282e692b8c198601)
![{\displaystyle {2\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {KOH} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/550aa65d6491116fbb00d22bff240548b70a00d7)
Остання реакція відбувається при електролізі концентрованого розчину манганату калію і є ендотермічною. Вона є основним промисловим способом отримання перманганату калію.
Remove ads
Хімічні властивості
Узагальнити
Перспектива
Є сильним окисником. Залежно від pH розчину, окислює різні речовини, відновлюючись до сполук марганцю різного ступеня окислення: у кислому середовищі — до сполук марганцю (II), в нейтральній — до сполук марганцю (IV), у сильно лужному — до сполук марганцю (VI).
Приклади реакцій наведено нижче (на прикладі взаємодії з сульфітом калію):
- В кислому середовищі:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}5\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}6\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {MnSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/bc27c241daa03c78beb6c94cc28687e833bdd813)
- в нейтральному середовищі:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}3\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}3\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {KOH} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ca0fc9e033c57242a4e5df1482d0437c53eb0627)
- в лужному середовищі:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}2\,\mathrm {KOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0e42aa0e23077f77c499458d60eff22f5a998bf6)
- в лужному середовищі: на холоді:
![{\displaystyle {\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {KOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6c6aa96f6511783fe6ce9ae9c1f79e454c19f8c0)
Однак треба зазначити, що остання реакція (у лужному середовищі) протікає за зазначеною схемою тільки при недоліку відновлення і високої концентрації лугу, який забезпечує уповільнення гідролізу манганату калію.
При зіткненні з концентрованою сірчаною кислотою перманганат калію вибухає, однак при акуратному з'єднанні з холодною кислотою реагує з утворенням нестійкого оксиду марганцю (VII):
![{\displaystyle {2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {KHSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {Mn} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{7}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c2f6cc401e004e2d43f495cb8ea8df960a958799)
При цьому, як проміжний продукт може утворюватися сполука — оксосульфат марганцю .
![{\displaystyle {\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {HSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f49fe8da54b31f81253e173d7ec2a83c8311fe19)
По реакції з фторидом йоду (V) можна отримати аналогічний оксофторид марганцю:
![{\displaystyle {\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {IF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {KF} {}+{}\mathrm {IOF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {F} }}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9016c6cc53c61b85da68a1bf96496e5e70131c68)
При нагріванні розкладається з виділенням кисню (цим способом користуються в лабораторії для отримання чистого кисню). Схему реакції спрощено можна подати рівнянням:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\xrightarrow {\text{t}} } {}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2e465243276dcd85fc06695d4e121b4c8c6c1a96)
Насправді реакція протікає набагато складніше, наприклад, при не дуже сильному нагріванні її можна приблизно описати рівнянням:
![{\displaystyle {5\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\xrightarrow {\text{t}} } {}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}3\,\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}3\,\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/94f47521a42bbe11a12bd413bdae578722ed8586)
Реагує з солями двовалентного марганцю, наприклад:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {KMnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}3\,\mathrm {MnSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}5\,\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ff4086d747497d649b8674510fecf08fd4e3988c)
Ця реакція в принципі обернена дисмутації:
- на та .
![{\displaystyle {\mathrm {K} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3c2ddb385177b09318123427082c93d931d2a7fb)
![{\displaystyle {\mathrm {MnO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/510fe5b43c5be2e56c017f0541972a83116dcf27)
Водні розчини перманганату калію термодинамічно нестабільні, але кінетично досить стійкі. Їх збереження різко підвищується при зберіганні в темряві.
Remove ads
Застосування
Узагальнити
Перспектива
 | Зауважте, Вікіпедія не дає медичних порад! Якщо у вас виникли проблеми зі здоров'ям — зверніться до лікаря. |
Застосування цієї солі найчастіше засноване на високій окиснювальної здатності перманганат-йона, що забезпечує антисептичну дію.
Медичне застосування
Розбавлені розчини (близько 0,1 %) перманганату калію знайшли найширше застосування в медицині як антисептичний засіб, для полоскання горла, промивання ран, обробки опіків. Як блювотний засіб для прийому всередину при деяких отруєннях використовують розведений розчин.
Фармакологічна дія
Антисептичний засіб з групи окисників. При зіткненні з органічними речовинами виділяє атомарний кисень. Утворений при відновленні препарату оксид утворює з білками комплексні сполуки — альбумінати (за рахунок цього калію перманганат в малих концентраціях має в'яжучу, а в концентрованих розчинах — дражливу, припікаючу і дубильну дію). Дезодорує. Ефективний при лікуванні опіків і виразок. Здатність калію перманганату знешкоджувати деякі отрути лежить в основі використання його розчинів для промивання шлунку при отруєннях невідомою отрутою і харчових токсикоінфекціях. При попаданні всередину всмоктується, діючи (призводить до розвитку метгемоглобінемії). Використовується також в гомеопатії.
Показання
Змазування виразкових і опікових поверхонь — інфіковані рани, виразки і опіки шкіри. Полоскання порожнини рота та ротоглотки — при інфекційно-запальних захворюваннях слизової оболонки порожнини рота і ротоглотки (у тому числі при ангінах). Для промивання та спринцювання при гінекологічних та урологічних захворюваннях — кольпіти і уретрити. Для промивань — шлунку при отруєннях, викликаних прийомом всередину алкалоїдів (морфін, аконітин, нікотин), синильною кислотою, фосфором, хініном; шкіри — при попаданні на неї аніліну; очей — при ураженні їх отруйними комахами.
Протипоказання
Гіперчутливість.
Побічні дії
Алергічні реакції, при використанні концентрованих розчинів — опіки і подразнення. Передозування. Симптоми: різкий біль у порожнині рота, по ходу стравоходу, в животі, блювота, діарея; слизова оболонка порожнини рота і глотки — набрякла, темно-коричневого, фіолетового кольору, можливий набряк гортані, розвиток механічної асфіксії, опікового шоку, рухового збудження, судом, явищ паркінсонізму, геморагічного коліту, нефропатії, гепатопатії. При зниженій кислотності шлункового соку можливий розвиток метгемоглобінемії з вираженим ціанозом і задишкою. Смертельна доза для дітей — близько 3 г, для дорослих — 0,3–0,5 г/кг.
Лікування: метиленовий синій (50 мл 1 % розчину), аскорбінова кислота (в/в — 30 мл 5 % розчину), ціанокобаламін — до 1 мг, піридоксин (в/м — 3 мл 5 % розчину).
Спосіб застосування та дози
Зовнішньо, у водних розчинах для промивання ран (0,1–0,5 %), для полоскання рота і горла (0,01–0,1 %), для змазування виразкових і опікових поверхонь (2–5 %), для спринцювання (0,02–0,1 %) в гінекологічній і урологічній практиці, а також промивання шлунку при отруєннях.
Взаємодія
Хімічно несумісний з деякими органічними речовинами (вугілля, цукор, танін) і з речовинами, які легко окислюються — може статися вибух.
Інші сфери застосування
- Застосовується для визначення перманганатної окислюваності при оцінці якості води згідно з ГОСТ 2761-84 (ГОСТ 23268.12-78) за методом Кубеля[4][5].
- Лужний розчин перманганату калію добре відмиває лабораторний посуд від жирів і інших органічних речовин.
- Розчини (концентрації приблизно 3 г/л) широко застосовуються для тонування фотографій.
- У піротехніці застосовують як сильний окислювач.
- Застосовують як каталізатор розкладу перекису водню в космічних рідинно-ракетних двигунах.
- Водний розчин перманганату калію використовується для травлення дерева, як морилки.
- Водний розчин застосовується також для виведення татуювань. Результат досягається за допомогою хімічного опіку, при якому відмирають тканини, в яких міститься барвник. Цей метод мало чим відрізняється від простого зрізання шкіри, зазвичай він менш ефективний і неприємніший, оскільки опіки гояться набагато довше. Татуювання не видаляється повністю, на його місці залишаються шрами.
- Перманганат калію або біхромат натрію використовуються як окислювач при отриманні метану, і парафталевих кислот з мета- і пара-ксилолу відповідно.
Remove ads
Див. також
Примітки
Джерела
Література
Посилання
Wikiwand - on
Seamless Wikipedia browsing. On steroids.
Remove ads